Cálculo estequiométrico

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Cálculo estequiométrico 
 Neste capítulo vamos aprender como calcular as quantidades de reagentes com a finalidade de 
obter uma determinada massa de produtos. Para isso vamos estudar algumas leis propostas por alguns 
químicos. 
 
Lei de conservação das massas 
 No século XVIII o químico francês Lavoisier enunciou a seguinte lei, bastante conhecida 
popularmente: Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma. 
 Mas o que esta frase quer dizer? Ela diz que em um sistema isolado a massa total dos reagentes é 
igual a massa total dos produtos. Isso significa que se nas devidas proporções partindo de 100 g de 
reagentes são obtidos 100 g de produtos. 
 
Lei das proporções definidas 
 As reações químicas devem estar balanceadas. O número na frente de cada reagente indica a 
proporção molar de cada um na reação. Vamos ao exemplo: 
Considere a equação química: 
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) 
 Esta equação nos diz que 1 mol de gás nitrogênio reage com 3 mols de gás hidrogênio, formando 
2 mols de gás amônia. Dizemos que a proporção é 1:3:2. 
 
Lei volumétrica de Gay-Lussac 
 Se uma reação química envolvendo apenas gases ocorrer, podemos relacionar os coeficientes 
estequiométricos ao volume dos gases. Portanto, no exemplo acima 1 volume de nitrogênio reage com 3 
volumes de hidrogênio e forma 2 volumes de gás amônia. 
 
Cálculo das massas através de uma equação química 
 Vamos considerar ainda a equação 
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) 
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Vamos imaginar que partimos de 140 g de gás nitrogênio. Qual a massa de amônia (NH3) obtida? 
Dados as massas molares : N2 = 28 g/mol e NH3 = 17 g/mol 
Da equação sabemos as proporções molares 
1 mol de N2 ----------forma---------- 2 mol de NH3 
 Mas queremos saber em massa. Das massas molares fornecidas sabemos que 1 mol de N2 tem 28 
g e 1 mol de NH3 tem 17 g, porém são formados 2 mol assim teremos 2 x 17 = 34 g. Daí a proporção fica: 
 
17 g de N2 ----------forma---------- 34 g de NH3 
 
Primeira linha: informação que sabemos 
140 g de N2 ----------forma---------- X g de NH3 
 
Segunda linha: informação que queremos achar 
 
Multiplicando a em cruz a regra de 3 obtemos x = 170 g 
Isto significa que se partirmos de 140 g de gás nitrogênio, obtemos 170 g de amônia. 
 
Casos especiais de estequiometria 
 Em estequiometria existem alguns casos especiais envolvendo reagente em excesso, rendimento e 
pureza dos reagentes. Vamos estudar cada caso. 
 
Reagente em excesso 
 Vamos considerar a seguinte reação: 
2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(v) 
 Inicialmente mistura-se 8 g de gás hidrogênio com 32 g de gás oxigênio. 
 O primeiro passo é encontrar o número de mol de cada um dos regentes. Sabendo que a massa 
molar do gás hidrogênio é 1 mol/L e a massa molar do gás oxigênio é 32 g/mol 
H2(g) 
n = m/MM 
n = 8/ 2 
O2(g) 
n = m/MM 
n = 32/ 32 
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n = 4 mols de H2(g) n = 1 mols de O2(g) 
 
 O segundo passo é compara o número de mols encontrados com os coeficientes estequiométricos 
da reação. 
2 mols de H2 ----------reage com ---------- 1 mol de 
O2 
 
Informação da reação 
4 mols de H2 ----------reage com---------- 1 mol de 
O2 
 
Informação do exercício 
 Pelos coeficientes estequiométricos percebemos que para formar 1 mol de O2 precisamos apenas 
de 2 mols de H2 e, no entanto, temos 4 mols deste. Dizemos então que o gás hidrogênio é o reagente em 
excesso com 2 mols de excesso e o gás oxigênio é o reagente limitante. 
 
Em exercícios de reagente em excesso e limitante são fornecidas as massas de todos os reagentes. 
 
Reações com amostras impuras 
 A mineral pirita (FeS2) usado para extrair ferro é encontrado na natureza com pequenas 
quantidades de outros metais. Geralmente ele apresenta pureza de 92%. Isto significa que em 100 g , 
apenas 92 g de fato é a pirita. 
 Alguns exercícios trazem a massa do reagente e o grau de pureza. Para saber a massa real é 
necessário fazer uma regra de três. Vamos por exemplo, imaginar que temos 500 g de pirita com 92 % de 
pureza. 
 
500 g de pirita ---------- 100 % 
X gramas de pirita ---------- 92 % 
Multiplicando em cruz obtemos x = 460 g 
 Portanto 460 g são de FeS2, o resto é impureza. A partir do cálculo da massa pura procede-se 
normalmente no cálculo estequiométrico. 
 
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Reações com rendimento 
 Até agora calculamos as massas formadas considerando 100 % de rendimento da reação. Porém, 
algumas reações podem ocorrer com rendimento abaixo do 100 %, devido algumas perdas por calor, 
condições não favoráveis a reação entre outros. Assim os reagentes não são totalmente convertidos em 
produtos. 
 Vamos considerar a reação: 
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) 
 Nas páginas anteriores encontramos que partindo de 140 g de gás nitrogênio, obtemos 170 g de 
amônia. Se dissermos que o rendimento desta reação é 70 %, procedemos da seguinte maneira: 
170 g de amônia -----rendimento de----- 100% 
 X -----rendimento de---- 70 % 
Quantidade calculada conforme a estequiometria 
Considerando o rendimento dado 
 
Portanto x = 119 g 
 Isto significa que se o processo de obtenção da amônia apresentar um rendimento de 70 % a massa 
de amônia formada será menor e será de 119g. 
 
Bibliografia 
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. xv, 965 p. 
 
TREICHEL, P.; KOTZ, J. Química Geral e Reações Químicas. Volumes 1 e 2; 5a ed.; São Paulo: 
Thomson; 2006. 
 
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; WEAVER, G. C. Química geral e reações químicas. 6 ed. São 
Paulo: Cengage Learning, 2009. v.